LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidades de

los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a lo

cuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las

transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de las

combinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.

Ley natural: proposición concisa, frecuentemente en forma matemática acerca del

comportamiento de la naturaleza

Leyes ponderales son aquellas que rigen las transformaciones químicas y el

comportamiento de la materia en cuanto a las masas de las sustancias que intervienen

en una reacción -ponderal significa relativo a la masa-. Estas leyes son:

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier). Antoine Lavoisier efectuó varios experimentos sobre la materia. Al calentar una

cantidad medida de estaño halló que una parte de éste se convertía en polvo, y que el

producto (polvo + estaño sobrante) pesaba más que la cantidad inicial del metal. Este

resultado lo motivó a efectuar el mismo procedimiento con otros metales, pero

calentándolos en vasos de vidrio que contenían aire por dentro. Lavoisier encontró en todos

los casos , que la masa final obtenida (metal en exceso + polvo) era igual a la masa original

(metal + oxígeno del aire dentro del vaso

Lavoisier concluyó hacia 1783 que "la materia no se crea ni se destruye sino que sufre cambios de una forma a otra"; es decir que, "en las reacciones químicas la cantidad de materia que interviene permanece constante". Esta conclusión de Lavoisier es la Ley de Conservación de la Masa. Estos experimentos le llevaron :

• a comprobar que el oxígeno del aire se combina con todos los metales durante la

reacción de oxidación

• a demostrar a conservación de la masa durante el proceso .

• la aparición de la ecuación química. La cual se sustenta en dos pilares, uno es la

ley de Lavoisier y otro es la formulación moderna de los compuestos químicos,

cuyos principios sistemáticos se deben a un conjunto de notables químicos, entre los

cuales también destaca Lavoisier.

Por lo tanto la ley de Lavoisier se puede enunciar:

La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la

transformación que ocurra dentro de él;

Esto es, en términos químicos,

Reactivos → Productos La masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos

de la reacción.

La ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta. La teoría de la

relatividad debida a EINSTEIN ha eliminando él dualismo existente en la física clásica

entre la materia ponderable y la energía imponderable. En la física actual, la materia y la

energía son de la misma esencia, pues no sólo la energía tiene un peso, y por tanto una

masa, sino que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra

forma distinta de energía. La energía unida a una masa material es E = mc2 en donde E es

la energía, m la masa y c la velocidad de la luz

En una transformación de masa en energía o recíprocamente, la relación entre

ambas variaciones es, análogamente,

m.cE =2

La letra griega (delta) indica variación o incremento (positivo o negativo) de la

magnitud a que antecede.

La relación entre masa y energía da lugar a que la ley de la conservación de la

materia y la ley de la conservación de la energía no sean leyes independientes, sino que

deben reunirse en una ley única de la conservación de la masa-energía. No obstante, las

dos leyes pueden aplicarse separadamente con la sola excepción de los procesos nucleares.

Si en una reacción química se desprenden 100000 calorías la masa de los cuerpos

reaccionantes disminuye en 4,65 10-9 g, cantidad totalmente inobservable, no ocurriendo lo

mismo en una reacción nuclear donde la perdida de masa que se transforma en energía

puede ser cuantificada.

EN TERMINOS GENERALES PUEDE ENUNCIASE QUE LA LEY DE

CONSERVACIÓN DELAS MASAS SE CUMPLE ESTRICTAMENTE PARA

REACIONES QUIMICAS COMUNES NO PARA REACCIONES NUCLEARES . La materia y la energía se mantienen constantes en el universo ej.: Si se somete al calor una mezcla de 7 g de hierro y 4 de azufre, se obtienen 16 g de sulfuro ferroso. Si la ecuación está equilibrada (balanceada), la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos, cumpliéndose así la Ley de Lavoisier

Fe + S --> FeS

56g + 32 g --> 88 g (de acuerdo a sus masas atómicas)

Ley de las proporciones definidas (o de Proust).

.

Esta ley también se puede enunciar desde otro punto de vista

PARA CUALQUIER MUESTRA PURA DE UN DETERMINADO COMPUESTO LOS

ELEMENTOS QUE LO CONFORMAN MANTIENEN UNA PROPORCIÓN FIJA EN

PESO, ES DECIR, UNA PROPORCIÓN PONDERAL CONSTANTE.

Esto quiere decir que cualquiera que sea la cantidad que se tome de un compuesto, su composición será siempre la misma. Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están

siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua

:

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 16 g 8 g

Estos delicados análisis fueron realizados sobre todo por el químico sueco

BERZELIUS (1779 - 1848). No obstante, será el francés PROUST, en 1801, quien

generalice el resultado enunciando la ley a la que da nombre.

CUANDO DOS O MÁS ELEMENTOS SE COMBINAN PARA FORMAR UN

DETERMINADO COMPUESTO LO HACEN EN UNA RELACIÓN EN PESO

CONSTANTE INDEPENDIENTEMENTE DEL PROCESO SEGUIDO PARA

FORMARLO

La ley de las proporciones definidas no fue inmediatamente aceptada al ser

combatida por BERTHOLLET, el cual, al establecer que algunas reacciones químicas son

limitadas, defendió la idea de que la composición de los compuestos era variable. Después,

de numerosos experimentos pudo reconocerse en 1807 la exactitud de la ley de Proust. No

obstante, ciertos compuestos sólidos muestran una ligera variación en su composición, por

lo que reciben el nombre de «berthóllidos». Los compuestos de composición fija y definida

reciben el nombre de «daltónidos» en honor de DALTON.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

LAS CANTIDADES DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE UNEN CON UNA

CANTIDAD FIJA DE OTRO ELEMENTO PARA FORMAR EN CADA CASO UN

COMPUESTO DISTINTO ESTÁN EN LA RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS

SENCILLOS.

Esta ley fue enunciada por Dalton y se refiere a las relaciones que existen entre los elementos que se combinan en más de una proporción para formar compuestos diferentes, que se obtienen variando las condiciones de la reacción.La

ley de Proust(vista ateriomente) no impide que dos o más elementos se unan en varias

proporciones para formar varios compuestos.Ej H2O2

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 32 g 16 g

m asaH2 = 2 g = 1 g

masa O2 16 g 8 g

Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos

óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de

cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

79,90g de Cu = 3,975g de Cu ≈ 4 g Cu/1g de O

20,19 g de Oxig 1 g de O 8 = 2

88,83g de Cu = 7,953g de Cu ≈ 8 g Cu/1g de O 4

11,17 g de Oxig 1 g de O

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto,

los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos

están en la relación de 1 es a 2.

El enunciado de la ley de las proporciones múltiples se debe a DALTON, en 1803

como resultado de su teoría atómica y es establecida y comprobada definitivamente para

un gran número de compuestos por BERZELIUS en sus meticulosos estudios de análisis de

los mismos.

Ley de las proporciones recíprocas (0 de Richter).

LOS PESOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUE SE COMBINAN CON UN

MISMO PESO DE UN ELEMENTO DADO, DAN LA RELACIÓN DE PESOS DE

ESTOS ELEMENTOS CUANDO SE COMBINAN ENTRE SÍ O BIEN MÚLTIPLOS O

SUBMÚLTIPLOS DE ESTOS PESOS. Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de

dossustancias que se combinan con un peso conocido de ora tercera sonquímicamente equivalentes entre sí

“Fue enunciada por el alemán j.b. Richter en 1792 y dice que: los pesos de dos

Sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera son

Químicamente equivalentes entre sí.

Es decir, si a gramos de la sustancia A reaccionan con b gramos de la sustancia B y

también c gramos de otra sustancia C reaccionan con b gramos de B, entonces sí A y C

reaccionaran entre sí, lo harían en la relación ponderal a/c.

Como consecuencia de la ley de richter, apartir de un peso equivalente patrón ( H

= 1,008), es posible asignar a cada elemento un peso de combinación que se

denomina peso equivalente o equivalente. Cuando el equivalente se expresa en gramos se

llama equivalente gramo(concepto análogo a los de átomo gramo y molécula gramo)

Ejemplo: si para formar agua H2O, el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la

relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalente o

equivalente del oxigeno es 8 gramos. Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del oxigeno es

8 gramos y H 1,008

Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson,

respectivamente, 14 y 1

:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :

14------3

X=------1

(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N

Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 40 ---- 16

20g=x-------8

.

Pero los elementos hidrógeno, cloro, carbono, azufre y calcio pueden a su vez combinarse

mutuamente y cuando lo hacen se encuentra, sorprendentemente, que estas cantidades,

multiplicadas en algún caso por números enteros sencillos, son las que se unen entre sí

para formar los correspondientes compuestos Esta ley llamada también de las proporciones

equivalentes fue esbozada por RICHTER en 1792 y completada varios años más tarde por

WENZEL. La ley de las proporciones recíprocas conduce a fijar a cada elemento un peso

relativo de combinación, que es el peso del mismo que se une con un peso determinado del

elemento que se toma como tipo de referencia.

Al ser el oxígeno el elemento que se combina con casi todos los demás se tomó

inicialmente como tipo 100 partes en peso de oxígeno; la cantidad en peso de cada

elemento que se combinaba con estas 100 partes en peso de oxígeno era su peso de

combinación. El menor peso de combinación que así se encontraba era el del hidrógeno,

por lo que fue natural tomar como base relativa de los pesos de combinación de los

elementos el valor 1 para el hidrógeno; en esta escala el oxígeno tiene el valor 7,9365

(según las investigaciones últimamente realizadas) y otros elementos tienen también

valores algo inferiores a números enteros. Pero puesto que el hidrógeno se combina con

muy pocos elementos y el peso de combinación de éstos tenía que encontrarse en general a

partir de su combinación con el oxígeno, se decidió finalmente tomar nuevamente el

oxígeno como base de los pesos de combinación redondeando su peso tipo a 8,000; el del

hidrógeno resulta ser igual a 1,008 y el de varios elementos son ahora números

aproximadamente enteros.

Estos pesos de combinación se conocen hoy como pesos equivalentes. El peso equivalente de un elemento (o compuesto) es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza -equivale químicamente- a 8,000 partes de oxígeno o 1,008 partes de hidrógeno. Se denomina también equivalente químico.

Debido a la ley de las proporciones múltiples algunos elementos tienen varios

equivalentes. Fue enunciada por el alemán J.B. Richter en 1792 y dice que: los pesos de

dossustancias que se combinan con un peso conocido de ora tercera sonquímicamente equivalentes entre sí

Ejemplo: si para formar agua H el hidrógeno y el oxigeno se combinan en la relación 1g de H/8 g de O, entonces el peso de combinación, peso equivalenteo equivalente del oxigeno es

8 gramos y H 1,008

Ejemplo :Los equivalentes gramo del nitrógeno en el amoniaco (NH3) suponiendo, para simplificar los cálculos, que los pesos atómicos del nitrógeno y del hidrógenoson,

respectivamente, 14 y 1

:Puesto que el equivalente en gramos del H es 1 g y el nitrógeno requiere 3átom de H para formar NH3 se tendrá que el Equivalente Gramo del N :

14------3

X=------1

(14-3)14 / 3 =es 4,6667g de N

Para el OCa el Pat de Ca es 40 el del O es 16 el peq. Del O es 8 → el Pequi del Ca es: 40 ---- 16

20g=x-------8

Ley de los volúmenes de combinación (0 de Gay-

Lussac).

Muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo

medir un volumen que un peso de gas era natural se estudiasen las relaciones de volumen

en que los gases se combinan.

GAY-LUSSAC formuló en 1808 la ley de los volúmenes de combinación que lleva

su nombre. Al obtener vapor de agua a partir de los elementos (sustancias elementales) se

había encontrado que un volumen de oxígeno se une con dos volúmenes de hidrógeno

formándose dos volúmenes de vapor de agua; todos los volúmenes gaseosos medidos en las

mismas condiciones de presión y temperatura.

Esta relación sencilla entre los volúmenes de estos cuerpos gaseosos reaccionantes

no era un caso fortuito pues GAY-LUSSAC mostró que se cumplía en todas las reacciones

en que intervienen gases tal como muestran los esquemas siguientes:

EN CUALQUIER REACCIÓN QUÍMICA LOS VOLÚMENES DE TODAS LAS

SUBSTANCIAS GASEOSAS QUE INTERVIENEN EN LA MISMA, MEDIDOS EN

LAS MISMAS CONDICIONES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA, ESTÁN EN UNA

RELACIÓN DE NÚMEROS ENTEROS SENCILLOS.

Teoría atómica de Dalton. la presión total de una mezcla de gases ideales, es

la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. “Volúmenes iguales de

gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, debían

contener el mismo número de átomos. ”

TEORIA ATOMICA DE DALTON

• Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.

Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades

químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

• Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier

compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un

número entero o una fracción sencilla.

• Una relación química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los

átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

MODELO ATOMICO DE DALTON

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas

leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,

iguales entre sí en cada elemento químico.

Hipótesis de Avogadro: a la misma temperatura y presión, volúmenes

iguales de gases contienen el mismo número de moléculas, o sea de un gas es directamente

proporcional al número de moles del gas presente.

V=K.n

Atomo :componente básico de la materia. Todos los átomos de un mismo elemento dado

son identicos, de diferentes elementos tienen diferente masa. No se crean ni se destruyen.

Isotopos: átomos de un mismo elemento con igual número atómico (Z) y diferente número

másico (A).

Alotropía: propiedad de algunos elementos químicos de poseer estructura químicas

diferentes. Ej: oxígeno, fósforo, carbono

Molécula: menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable y

posee todas las propiedades químicas de dicho elemento compuesto. Isotopos:

Los isótopos son muestras de un elemento cuyos átomos contienen diferentes números de neutrones y por

lo tanto tienen diferentes masas atómicas. Por ejemplo, en la naturaleza el 99.98 % del hidrógeno es

hidrógeno normal que tiene 1 protón, 1 electrón y 0 neutrones mientras que el resto es hidrógeno pesado

o Deuterio cuyos átomos tienen 1 protón, 1 electrón y 1 neutrón. Hidrógeno también tiene otro isótopo, Tritio,

cuyos átomos tienen 1 protón, 1 electrón y 2 neutrones.

Clasificación de los isótopos

Los isótopos pueden ser clasificados como estables si no se desintegran nuclearmente o inestables si

emiten radiación y se desintegran.

También se clasifican como naturales, si se encuentran en la naturaleza, o artificiales si son hechos por el

hombre.

Ejemplos:

Tengamos el átomo y el átomo . Ambos son del mismo elemento

(Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del

núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número

másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el

número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número

másico es la suma de protones y neutrones, tendremos:

: A = p + n ; 11 = 5 + n ; n = 11 - 5 = 6 neutrones

: A = p + n ; 10 = 5 + n ; n = 10 - 5 = 5 neutrones

Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de

neutrones.

Por último, existe un gran número de isótopos que no son estables. Se

desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son

radiactivos se llaman radioisótopos.

Bibliografía: Educamix.com

Masa atómica Promedio: es la sumatoria de la masa atómica de cada isótopo

multiplicada por la abundancia de cada isótopo dividida cien.

A: ∑A . Xi / 100 Falta completar con que se determina Masa Atómica relativa: es la masa expresada en u.m.a (unidad de masa atómica) de

un átomo o una molécula

Se define una escala relativa de masas basada en la doceava parte de la masa del Carbono

12, denomina uma (Unidad de Masa Atomica).

En esta escala, el peso atómica (o masa atómica) de Hidrogeno es 1,007944 uma, y el

Oxigeno es 15,999 uma. Los valores en uma de las masas de los atomos de los distintos

elementos se pueden obtener en la tabla periódica

Masa atomica relativa, o simplemente masa atómica, es un número adimensional que

expresa cuantas veces mayor es la masa de un átomo que la uma. Estos valores se obtienen

como promedio de las masas de los isótopos componentes.

Masa Atómica: La masa atómica también se denomina peso atómico,

aunque esta denominación es incorrecta, ya que la masa es una propiedad de las

sustancias y el peso depende de la gravedad. La masa atómica es la masa de un

átomo correspondiente a un determinado elemento químico. Se suele utilizar la

unidad de masa atómica (u) como unidad de medida. Esta unidad también suele

denominarse Dalton (Da) en honor al químico inglés John En las reacciones

químicas tiene lugar una interacción entre átomos y para evitar trabajar con

masas muy pequeñas se recurrió a establecer una masa relativa. En un principió

se le asignó al hidrógeno 1 u de masa, y se le utilizó como patrón para calcular

las masas atómicas de los demás elementos. Sin embargo, como se obtenían

masas moleculares no enteras para muchos gases y debido a la dificultad que

conlleva el manejo del hidrógeno, se decidió elegir otro elemento como patrón

para calcular los demásDalton.

Se eligió el oxígeno como nuevo elemento de referencia y se le asignó una masa

de 16 u. En 1961 la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry)

adoptó como nuevo patrón el isótopo de carbono más común, el 12C, y se le

asignó una masa atómica de 12 u. La masa atómica del resto de los elementos

químicos se calcula en relación a este en un espectrómetro de masas.

El peso atómico equivale exactamente a una doceava parte de la masa del núcleo

del isótopo más abundante del carbono, el 12C. Se corresponde aproximadamente

con la masa de un protón (o un átomo de hidrógeno).

Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular como la media

ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en

cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no

correspondencia entre la masa atómica en u, de un elemento, y el número de

nucleones que hay en el núcleo de su isótopo más común.

Donde pi=peso atómico del isótopo i; Ai=Abundancia relativa(%)

Ejemplo

Determinar el peso atómico promedio del litio, considerando que consta de dos

isótopos estables: 6Li y 7Li, con abundancias relativas de 7.59% y 92.41%,

respectivamente.

Nótese que la masa atómica de un isótopo coincide aproximadamente con la masa de sus nucleones. La diferencia se debe a que los elementos no están formados por un único isótopo si no por una mezcla de ellos, con sus respectivas abundancias

NÚMERO DE AVOGADRO Y CONCEPTO DE MOL.

Mol: es la cantidad de materia que contiene un número de avogadro de partículas

elementales iguales. El número de Avogadro equivale a 6,023 x10^23

Entonces podemos decir que:

1 mol de átomos tiene 6,023 x10^23 átomos

1 mol de moléculas tiene 6,023 x10^23 moléculas

MOL: Es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas

u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 gramos del isotopo de Carbono 12. Número

real de átomos en 12 gramos de Carbono 12 se determina experimentalmente. A este número se lo

denomina numero de Avogadro (Na) En honor al científico italiano Amadeo Avogadro. El valor

comúnmente aceptado es: 6,0221367 . 1023

Generalmente este número se redondea a 6,022 . 1023.

1 mol de átomos de Hidrogeno contiene 6,022 . 1023 átomos de Hidrogeno.

El número de Avogadro (6.022142 x10^23) es un número enormemente grande y prácticamente

inconcebible en la vida cotidiana. No es útil para contar objetos ordinarios. Por otro lado, cuando

este número inconcebiblemente enorme se utiliza para contar objetos inconcebiblemente pequeños,

tales como átomos y moléculas, el resultado es una cantidad de materia que esta facilmente dentro

de nuestro alcance.

VOLUMEN MOLAR

El volumen de una mol de un gas en condiciones normales de

presión y temperatura es de 22,4 litros. Se consideran condiciones

normales de presión a 1 atmósfera y de temperatura a 0 ºC.

Ejemplo:

N2 + 3 H2 → 2 NH3

En la reacción anterior como reactivos y productos se hallan en estado

gaseoso, puede plantearse que 1 mol de nitrógeno reacciona con tres

moles de hidrógeno para dar dos moles de amoníaco, pero también que

22,4 litros de nitrógeno reaccionan con 67,2 litros de hidrógeno para

dar 44,8 litros de amoníaco

Bibliografia

http://www.unlu.edu.ar/~qui10017/Quimica%20COU%20muestra%20para%20IQ10017/cap1.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/

modelos.htm

Raymond Chang- Quimica General – 7th edición.

Petrucci